第十章電離平衡第一節(jié)電離平衡水的電離和溶液的酸堿性1．了解電解質(zhì)和非電解質(zhì)、強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2．理解電解質(zhì)的電離平衡概念。3．了解水的電離、溶液的pH等概念。一、電離平衡1．電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質(zhì)分子電離成離子的速率和

生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。弱電解質(zhì)的電離平衡也是

，化學平衡原理(勒夏特列原理)同樣適用于電離平衡。離子重新結(jié)合動態(tài)平衡2．電離平衡的特點(1)動——動態(tài)平衡：v(離子化)＝v(分子化)≠0。(2)定——平衡時各組成成分一定，即平衡時溶液中離子濃度和分子濃度

。(3)變——條件改變，平衡被破壞。保持不變3．影響電離平衡的因素(1)內(nèi)因：電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定了其

的大小。(2)外因：①溫度：升高溫度，電離平衡向

方向移動，因為電離過程中需要破壞化學鍵，為

過程。②濃度：降低濃度，電離平衡向

方向移動，因為離子相互碰撞結(jié)合為分子的幾率減小。③同離子效應：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向

方向移動。電離程度電離吸熱電離逆反應4．電離方程式的書寫(1)強電解質(zhì)在水溶液中完全電離，書寫時用“===”。如H2SO4：

(2)弱電解質(zhì)在水溶液中部分電離，書寫時用“”。書寫下列電離方程式：CH3COOH：

H2CO3：

NaHCO3：

【自我檢測】0．2mol/L的氨水中存在下列平衡：

當改變條件時，表中各項內(nèi)容有何變化答案：增大增大向右移動增大減小向右移動增大增大向右移動減小增大向左移動減小減小向右移動增大減小向左移動二、水的電離和溶液的pH1．水的電離和水的離子積(1)水的電離①水的電離方程式：

，簡寫為

；任何水溶液中都存在水的

，也就是說任何溶液中都有

和

。②水的電離是

，在一定條件下，當加入酸或堿時，由于增加c(H＋)或c(OH－)，使平衡向左移動，抑制了水的電離；升高溫度，平衡向

移動，促進了水的電離；當加入某些鹽時，會促進水的電離。電離平衡H＋OH－可逆的右(2)水的離子積①定義：KW＝

。②水的離子積只與

有關(guān)，

水的離子積增大。c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14溫度升高溫度2．溶液的酸堿性和pH(1)溶液的酸堿性溶液的酸堿性取決于溶液中

與

的相對大小。(2)pH：水溶液里H＋濃度的負對數(shù)值叫做pH，即pH＝

。溶液的酸性越強，pH越

；溶液的堿性越強，pH越

。c(H＋)c(OH－)－lgc(H＋)小大(3)pH的測定方法①酸堿指示劑：粗略測定pH的范圍。②pH試紙：粗略測定溶液的pH。③pH計：精確測定溶液的pH?！咀晕覚z測】某溫度(t℃)時，水的KW＝1×10－13，則該溫度(填“大于”“小于”或“等于”)________25℃，其理由是_________。將此溫度下pH＝11的NaOH溶液aL與pH＝1的H2SO4溶液bL混合：(1)若所得混合液為中性，則a∶b＝________；(2)若所得混合液的pH＝2，則a∶b＝________。答案：大于水的電離：H2OH＋＋OH－是吸熱反應，升溫平衡正向移動使KW增大(1)10∶1

(2)9∶2判斷強弱電解質(zhì)最基本的依據(jù)是電離程度，只要證明溶液中存在電離平衡或證明溶液中存在電解質(zhì)分子，就證明該電解質(zhì)為弱電解質(zhì)，否則為強電解質(zhì)。(1)電離方面不能完全電離，存在電離平衡即為弱電解質(zhì)。①

0.1mol/L的CH3COOH溶液pH>1。②

0.1mol/L的CH3COOH溶液的導電能力比相同條件下的鹽酸弱。③相同條件下，把相同的兩個鋅片放入等物質(zhì)的量濃度的鹽酸與醋酸中，后者開始反應慢。④醋酸溶液中滴入幾滴紫色石蕊試液變紅，再加適量CH3COONH4，溶液顏色變淺。⑤25℃時，pH＝1的CH3COOH與pH＝13的NaOH等體積混合溶液顯酸性。⑥pH均為1的鹽酸與CH3COOH等體積分別與足量的鋅片反應，后者產(chǎn)生氣體多。(2)水解方面據(jù)水解規(guī)律：有弱才水解，越弱越水解判斷。如25℃時，CH3COONa溶液的pH>7。(3)稀釋方面①pH相等的HCl溶液與醋酸溶液稀釋相同的倍數(shù)，pH變化小的為CH3COOH。②pH相等的HCl溶液與醋酸溶液稀釋后pH仍相同，則加水多的為CH3COOH。在選擇強酸作為參照物來證明某酸是弱酸時，不僅要注意外界條件(溫度、濃度)相同，還要注意酸的元數(shù)也相同才可以。(2010·重慶)pH＝2的兩種一元酸x和y，體積均為100mL，稀釋過程中pH與溶液體積的關(guān)系如下圖所示。分別滴加NaOH溶液(c＝0.1mol/L)至pH＝7。消耗NaOH溶液的體積為Vx、Vy，則(

)A．x為弱酸，Vx<Vy

B．x為強酸，Vx>VyC．y為弱酸，Vx<VyD．y為強酸，Vx>Vy解析：

pH相等的兩種酸，反應過程中，強酸的pH變化大，弱酸的pH變化小，因為弱酸反應時逐漸電離出H＋。因為y為弱酸，不能全部電離，x為強酸，是全部電離的，所以y消耗OH－的量更多。答案：

C[變式訓練]1.(2009·山東理綜)某溫度下，相同pH值的鹽酸和醋酸溶液分別加水稀釋，平衡pH值隨溶液體積變化的曲線如下圖所示。據(jù)圖判斷正確的是(

)A．Ⅱ為鹽酸稀釋時的pH值變化曲線B．b點溶液的導電性比c點溶液的導電性強C．a(chǎn)點KW的數(shù)值比c點KW的數(shù)值大D．b點酸的總濃度大于a點酸的總濃度解析：醋酸為弱酸，溶液中存在電離平衡：CH3COOHH＋＋CH3COO－，鹽酸為強酸，HCl===H＋＋Cl－，HCl完全電離。鹽酸與醋酸pH相同時，一定有c(CH3COOH)>c(HCl)，加同樣的H2O稀釋時，因為平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋向右移動，使得醋酸溶液比鹽酸溶液中c(H＋)大，pH小，所以圖中Ⅰ為鹽酸稀釋時pH變化曲線，Ⅱ為醋酸稀釋時pH變化曲線，所以A、D均不正確；由圖象可知，b點鹽酸濃度大，c點鹽酸濃度小，所以b點鹽酸溶液的導電性比c點強，B正確；溫度一定，水的離子積KW一定，所以C不正確。答案：

B(1)單一溶液的pH計算①強酸溶液，如HnA，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝ncmol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝－lgnc。②強堿溶液，如B(OH)n，設(shè)濃度為cmol·L－1，c(H＋)＝，pH＝－lgc(H＋)＝14＋lgnc。(2)酸、堿混合pH計算(3)酸、堿溶液稀釋時pH的變化(1)pH適用于c(H＋)≤1mol·L－1的溶液，為了使用時更方便，當溶液中c(H＋)≥1mol·L－1或c(OH－)≥1mol·L－1時，一般不用pH表示溶液的酸堿性，而用物質(zhì)的量濃度表示溶液的酸堿性。(2)常溫時溶液無限稀釋時，溶液的酸堿性主要決定于水電離的離子濃度，故pH趨近于7。但酸性溶液無限稀釋后，pH不可能≥7，堿性溶液無限稀釋后，pH不可能≤7。(3)相同pH、相同體積的一元強酸與一元弱酸的比較(2010·全國Ⅰ)下列敘述正確的是(

)A．某醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋1倍后，溶液的pH＝b，則a>bB．在滴有酚酞溶液的氨水中，加入NH4Cl至溶液恰好無色，則此時溶液的pH<7C．1.0×10－3mol/L鹽酸的pH＝3.0,1.0×10－8mol/L鹽酸的pH＝8.0D．若1mLpH＝1的鹽酸與100mLNaOH溶液混合后，溶液的pH＝7，則NaOH溶液的pH＝11解析：

A項，醋酸溶液稀釋后，c(H＋)的濃度減小pH增大；B項，酚酞溶液顯無色，溶液可呈酸性，也可以呈中性或弱堿性；C項，1.0×10－8mol/L的鹽酸溶液中要考慮水電離產(chǎn)生的c(H＋)，pH仍小于7；D項，根據(jù)中和反應的實質(zhì)：H＋＋OH－===H2O，鹽酸中的n(H＋)剛好等于NaOH溶液中的n(OH－)。答案：

D[變式訓練]2.已知T℃時，KW＝1×10－13。將pH＝11的NaOH溶液aL與pH＝1的H2SO4溶液bL混合(忽略混合后溶液體積的變化)，若所得混合溶液的pH＝2，下列判斷正確的是(

)A．T℃<25℃B．pH＝11的NaOH溶液和pH＝1的H2SO4溶液中H2O的電離程度相當C．a(chǎn)/b＝9/2D．T℃時，0.1mol/LCH3COOH溶液的pH＝1解析：

選項A，因電離是吸熱的，溫度越高，KW越大，T℃時，KW＝1×10－13>1×10－14，故T℃>25℃。選項B，pH＝11的NaOH溶液中H2O電離出的c(H＋)＝10－11mol/L，pH＝1的H2SO4溶液中H2O電離出的c(H＋)＝10－12mol/L，所以兩者對H2O的電離影響程度不同，H2O的電離程度不相當。選項C，此條件下pH＝11的NaOH溶液aL中，n(OH－)＝0.01amol，pH＝1的H2SO4溶液bL中，n(H＋)＝0.1bmol，二者混合后溶液的pH＝2，說明H＋過量。故有(0.1b－0.01a)mol/(a＋b)L＝0.01mol/L，解得a/b＝9/2。選項D，CH3COOH是弱電解質(zhì)，T℃時，0.1mol/LCH3COOH溶液的pH>1。答案：

C本部分內(nèi)容是整個中學化學的重點和難點，也是高考的熱點內(nèi)容，多以選擇題形式出現(xiàn)。(1)弱電解質(zhì)電離平衡的考查點主要有：比較某些物質(zhì)的導電能力大小，判斷電解質(zhì)、非電解質(zhì)；外界條件對電離平衡的影響及電離平衡的移動；將電離平衡理論用于解釋某些化學問題；同濃度(或同pH)強、弱電解質(zhì)溶液的比較，如c(H＋)的大小、起始反應速率、中和酸(或堿)的能力、稀釋后pH的變化等，外界條件對電離平衡的影響，強、弱電解質(zhì)的性質(zhì)比較。(2)水的電離和溶液的pH主要考查影響水電離的因素，水溶液的酸、堿性的判斷，有關(guān)強、弱電解質(zhì)的混合、稀釋后pH的定量計算或pH范圍的確定、pH試紙的使用等。1．(2010·北京)下列解釋實驗事實的方程式不準確的是(

)A．0.1mol/LCH3COOH溶液的pH>1：CH3COOHCH3COO－＋H＋B．“NO2球”浸泡在冷水中，顏色變淺：2NO2(g)N2O4(g)

ΔH<0(紅棕色)

(無色)C．鐵溶于稀硝酸，溶液變黃：3Fe＋8H＋＋2NO===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2OD．向Na2CO3溶液中滴入酚酞溶液，溶液變紅：解析：

Fe2＋是淺綠色的，正確的離子反應方程式應為：Fe＋4H＋＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O，當Fe過量時，發(fā)生如C項的離子反應。答案：

C2．(2010·福建)下列關(guān)于電解質(zhì)溶液的正確判斷是(

)A．在pH＝12的溶液中，K＋、Cl－、

、Na＋可以常量共存B．在pH＝0的溶液中，

C．由0.1mol·L－1一元堿BOH溶液的pH＝10，可推知BOH溶液存在BOH===B＋＋OH－D．由0.1mol·L－1一元酸HA溶液的pH＝3，可推知NaA溶液存在A－＋H2OHA＋OH－解析：

A項，

在堿性溶液中不能常量存在；B項，

在酸性溶液中不能常量存在，且在酸性溶液中

能將

氧化為

；C項，該堿屬于弱堿，其電離過程是可逆的。答案：

D3．(2010·四川)有關(guān)①100mL0.1mol/LNaHCO3、②100mL0.1mol/LNa2CO3兩種溶液的敘述不正確的是(

)A．溶液中水電離出的H＋個數(shù)：②>①B．溶液中陰離子的物質(zhì)的量濃度之和：②>①

解析:答案：

C1．(2010·江蘇)水是最寶貴的資源之一。下列表述正確的是(

)A．H2O的電子式為B．4℃時，純水的pH＝7C．

中，質(zhì)量數(shù)之和是質(zhì)子數(shù)之和的兩倍D．273K、101kPa，水分子間的平均距離d：d(氣態(tài))>d(液態(tài))>d(固態(tài))解析：

A項，H2O的電子式為；B項，4℃時純水的pH大于7；C項，

中，質(zhì)量數(shù)之和為20，質(zhì)子數(shù)之和為10，故C正確；D項，273K、101kPa時無氣態(tài)水。答案：

C2．(2009·天津理綜)下列敘述正確的是(

)A．0.1mol/LC6H5ONa溶液中：c(Na＋)>c(C6H5O－)>c(H＋)>c(OH－)B．Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度，pH和KW均減小C．pH＝5的CH3COOH溶液和pH＝5的NH4Cl溶液中，c(H＋)不相等D．在Na2S溶液中加入AgCl固體，溶液中c(S2－)下降解析：

A項，溶液呈堿性，c(OH－)>c(H＋)。B項，Na2CO3溶液加水稀釋后，恢復至原溫度時，KW不變。C項，兩溶液pH相同時c(H＋)相同。D項，在Na2S溶液中加入AgCl固體后，由于Ksp(Ag2S)<Ksp(AgCl)，AgCl固體將轉(zhuǎn)化成Ag2S沉淀，溶液中c(S2－)會下降，故選D。答案：

D3．(2009·寧夏理綜)將氫氧化鈉稀溶液滴加到醋酸稀溶液中，下列各圖示意混合溶液有關(guān)量或性質(zhì)的變化趨勢，其中錯誤的是(

)解析：

A項開始隨NaOH滴加，中和反應放熱越來越大，溫度逐漸升高，至CH3COOH反應完全后，放出的熱被環(huán)境吸收，又呈下降趨勢；B項混合液的pH，隨NaOH加入，由酸性變到中性，到達反應終點時，pH發(fā)生突變，再加NaOH，因NaOH溶液濃度基本不變，pH呈基本水平形狀；C選項CH3COOH是弱電解質(zhì)，導電能力較弱，加入NaOH后，生成強電解質(zhì)CH3COONa，導電能力增強；D選項NaOH濃度不會一直增大，最后呈基本水平走勢。答案：

D4．(2009·四川理綜)關(guān)于濃度均為0.1